Как найти энергию ионизации. Энергия ионизации

Важным энергетическим параметром для изучения химических процессов является энергия ионизации атома. Применительно к атому водорода это энергия, которую необходимо затратить, для того чтобы оторвать электрон от протона.

Она равна сумме потенциальной энергии системы и кинетической энергии электрона.

E a = E+T= -Z . e/2 . R, (2.7)

где E a -энергия атома водорода.

Из формулы (2.7) следует, что уменьшение расстояния между электроном и ядром и увеличение заряда ядра означают увеличение силы притяжения электрона к ядру. То есть, потребуется больше энергии для отрыва электрона от ядра. Чем больше энергии требуется для разрыва этой связи, тем более стабильна система.

Следовательно, если разрушение связи (отделение электрона от ядра) в одной системе требует больше энергии, чем в другой, то первая система более стабильна.

Энергия ионизации атома - та энергия, что требуется для разрыва связей в атоме водорода, была определена экспериментально . Она равна 13,6 эВ (электронвольт). Также экспериментально была определена энергия, необходимая для отрыва электрона от ядра в атоме, состоящем из одного электрона и ядра, заряд которого в два раза больше, заряда ядра атома водорода. В этом случае необходимо затратить в четыре раза больше энергии (54,4 эВ).

Как известно из электростатики, энергия (Т ), необходимая для разрыва связи между противоположенными зарядами (Z и е ), находящимися друг от друга на расстоянии R , определяется равенством

Она пропорциональна величине зарядов и обратно пропорциональна расстоянию между ними. Такая корреляция вполне понятна: чем больше заряды, тем сильнее их притяжение друг к другу, следовательно, больше энергии требуется для разрыва связи между ними. И чем меньше расстояние между ними, тем больше энергии придется затратить на разрушение связи. Благодаря этому становится понятным, почему атомная система, где заряд ядра в два раза больше, чем заряд ядра в атоме водорода, более стабильна и требует больше энергии для отрыва электрона.

СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ частицы (молекулы, атома, иона), миним. энергия А, необходимая для удаления электрона из соответствующего отрицат. иона на бесконечность. Для частицы X С. к э. относится к процессу:

С. к э. равно энергии ионизации E отрицат. иона X - (первому потенциалу ионизации U 1 , измеряется в эВ). По аналогии с потенциалом ионизации различают первое и второе С. к э., а также вертикальное и адиабатическое С. к э. многоатомной частицы. Термрдинамич. определение С. к э.-стандартная энтальпия р-ции (1) при абс. нуле температуры:

АN А (N А ~постоянная Авогадро).

Надежных эксперим. данных по С. к э. атомов и молекул до сер. 60-х гг. 20 в. практически не существовало. В настоящее время использование равновесных методов получения и исследования отрицат. ионов позволило получить первые С. к э. для большинства элементов периодич. системы и неск. сотен орг. и неорг. молекул. Наиб. перспективные методы определения С. к э.-фотоэлектронная спектроскопия (точность + 0,01 эВ) и масс-спектрометрич. исследование равновесий ионно-молекулярных реакций. Квантовомех. расчеты С. к э. аналогичны расчетам потенциалов ионизации. Наилучшая точность для многоатомных молекул составляет 0,05-0,1 эВ.

Наибольшим С. к э. обладают атомы галогенов. Для ряда элементов С. к э. близко к нулю или меньше нуля. Последнее означает, что для данного элемента устойчивого отрицат. иона не существует. В табл. 1 приведены значения С. к э. атомов, полученные методом фотоэлектронной спектроскопии (работы У. Лайнебергера с сотрудниками).

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ , величина, характеризующая способность атома к поляризации ковалентных связей. Если в двухатомной молекуле А - В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным, чем А.
Л. Полинг предложил (1932) для количеств. характеристики электроотрицательности использовать термохим. данные об энергии связей А-А, В - В и А - В - соотв. Е АА, Е вв и Е АВ. Энергия гипотетической чисто ковалентной связи А - В (Е ков) принимается равной среднеарифметич. или среднегеометрич. значению величин E AA и Е ВВ. Если электроотрицательности атомов А и В различны, то связь А - В перестает быть чисто ковалентной и энергия связи Е АВ станет больше Е ков на величину

Чем больше различие электроотрицательностей атомов А и В, тем больше величина Используя эмпирич. ф-лу (множитель 0,208 возникает при переводе значений энергии из ккал/моль в эВ) и принимая для атома водорода произвольное значение электроотрицательности равное 2,1, Полинг получил удобную шкалу относит. числовых значений электроотрицательности, часть к-рых приведена в табл. Наиб. электроотрицателен самый легкий из галогенов - F, наименее - тяжелые щелочные металлы.
Для количеств. описания электроотрицательности, помимо термохим. данных, используют также данные о геометрии молекул (напр., метод Сандерсона), спектральные характеристики (напр., метод Горди).

АТОМНЫЕ РАДИУСЫ , эффективные характеристики атомов, позволяющие приближенно оценивать межатомное (межъядерное) расстояние в молекулах и кристаллах. Согласно представлениям квантовой механики, атомы не имеют четких границ, однако вероятность найти электрон, связанный с данным ядром, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают нек-рый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности (90-98%). Атомные радиусы - величины очень малые, порядка 0,1 нм, однако даже небольшие различия в их размерах могут сказываться на структуре построенных из них кристаллов, равновесной конфигурации молекул и т.п. Опытные данные показывают, что во мн. случаях кратчайшее расстояние между двумя атомами действительно примерно равно сумме соответствующих атомных радиусов (т. наз. принцип аддитивности атомных радиусов). В зависимости от типа связи между атомами различают металлич., ионные, ковалентные и ван-дер-ваальсовы атомные радиусы.

Металлич. радиус равен половине кратчайшего расстояния между атомами в кристаллич. структуре металла. Его значение зависит от координац. числа К (числа ближайших соседей атома в структуре). Чаще всего встречаются структуры металлов с К = 12. Если принять значение атомных радиусов в таких кристаллах за 1, то атомные радиусы металлов с К, равными 8, 6 и 4, составят соотв. 0,98, 0,96 и 0,88. Близость значений атомных радиусов разл. металлов - необходимое (хотя и недостаточное) условие того, что эти металлы образуют твердые р-ры замещения. Так, жидкие К и Li (радиусы 0,236 и 0,155 нм соотв.) обычно не смешиваются, а К с Rb и Cs образуют непрерывный ряд твердых р-ров (радиусы Rb и Cs-соотв. 0,248 и 0,268 нм). Аддитивность металлич. атомных радиусов позволяет с умеренной точностью предсказывать параметры кристаллич. решеток интерметаллич. соединений.

Ионные радиусы используют для приближенных оценок кратчайших межъядерных расстояний в ионных кристаллах, предполагая, что эти расстояния равны сумме соответствующих ионных радиусов атомов. Существует неск. систем значений ионных радиусов, отличающихся для индивидуальных ионов, но приводящих к примерно одинаковым межъядерным расстояниям в ионных кристаллах. Впервые ионные радиусы были определены в 20-х гг. 20 в. В. М. Гольдшмидтом, опиравшимся на рефрактометрич. значения радиусов F - и О 2- , равных соотв. 0,133 и 0,132 нм. В системе Л. Полинга за основу принято значение радиуса иона О 2- , равное 0,140 нм, в распространенной системе Н. В. Белова и Г. Б. Бокия радиус этого же иона принят равным 0,136 нм, в системе К. Шеннона -0,121 нм (К = 2).

Ковалентный радиус равен половине длины одинарной хим. связи X-X, где Х - атом неметалла. Для галогенов ковалентный атомный радиус - это половина межъядерного расстояния в молекуле Х 2 , для S и Se- в Х 8 , для С-в кристалле алмаза. Ковалентные радиусы F, Cl, Br, I, S, Se и С равны соотв. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 и 0,077 нм. Ковалентный радиус водорода принимают равным 0,030 нм, хотя половина длины связи Н-Н в молекуле Н 2 равна 0,037 нм. Пользуясь правилом аддитивности атомных радиусов, предсказывают длины связей в многоатомных молекулах. Напр., длины связей С-Н, С-F и С-С1 должны составлять 0,107, 0,141 и 0,176 нм соотв., и они действительно примерно равны указанным значениям во мн. орг. молекулах, не содержащих кратных углерод-углеродных связей; в противном случае соответствующие межъядерные расстояния уменьшаются.

Ван-дер-ваальсовы радиусы определяют эффективные размеры атомов благородных газов. Считают также, что эти радиусы равны половине межъядерного расстояния между ближайшими одинаковыми атомами, не связанными между собой хим. связью, т.е. принадлежащими разным молекулам, напр. в молекулярных кристаллах. Значения ван-дер-ваальсовых радиусов находят, пользуясь принципом аддитивности атомных радиусов, из кратчайших контактов соседних молекул в кристаллах. В среднем они на ~ 0,08 нм больше ковалентных радиусов. Знание ван-дер-ваальсовых радиусов позволяет определять конформацию молекул и их упаковку в молекулярных кристаллах. Энергетически выгодными обычно бывают такие конформации молекул, в к-рых перекрывание ван-дер-ваалъсовых радиусов валентно не связанных атомов невелико. Ван-дер-ваальсовы сферы валентно связанных атомов в пределах одной молекулы перекрываются. Внеш. контур перекрывающихся сфер определяет форму молекулы. Молекулярные кристаллы подчиняются принципу плотной упаковки, согласно к-рому молекулы, моделируемые своим "ван-дер-ваальсовым окаймлением", располагаются т. обр., что "выступы" одной молекулы входят во "впадины" другой. Пользуясь этими представлениями, можно интерпретировать кристаллографич. данные, а в ряде случаев и предсказывать структуру молекулярных кристаллов.

Билет 6.

Химическая связь.

Образование из атомов молекул, молекулярных ионов, ионов, кристаллических, аморфных и других веществ сопровождается уменьшением энергии по сравнению с невзаимодействующими атомами. При этом минимальной энергии соответствует определенное расположение атомов друг относительно друга, которому отвечает существенное перераспределение электронной плотности. Силы, удерживающие атомы в новых образованиях, получили обобщенное название ╚химическая связь╩. Важнейшие виды химической связи: ионная, ковалентная, металлическая, водородная, межмолекулярная.

Согласно электронной теории валентности, химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая электронная конфигурация благородного газа (октет) за счет образования ионов (В. Коссель) или образования общих электронных пар (Г. Льюис).

Химическая связь характеризуется энергией и длиной. Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи, или выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов (E св). Так, на разрыв связи H√H затрачивается 435 кДжмоль √1 , а на атомизацию метана CH 4 √ 1648 кДжмоль √1 , в этом случае E C√H = 1648: 4 = 412 кДж. Длина связи (нм) √ расстояние между ядрами в том или ином соединении. Обычно длина связи и ее энергия антибатны: чем больше длина связи, тем меньше ее энергия.

Химическая связь обычно изображается черточками, соединяющими взаимодействующие атомы; каждая черта эквивалентна обобщенной паре электронов. В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию.

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность связи выражается через ее ионную составляющую, то есть через смещение электронной пары к более электроотрицательному атому. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент м, равный произведению элементарного заряда на длину диполя *) м = e l. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

*) Диполь √ система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга. Дипольный момент измеряется в кулон-метрах (Клм) или в дебаях (D); 1D = 0,33310 √29 Клм.

Все эти факторы следует учитывать. Например, для линейной молекулы CO 2 м = 0, но для SO 2 м = 1,79 D вследствие ее углового строения. Дипольные моменты NF 3 и NH 3 при одинаковой гибридизации атома азота (sp 3), примерно одинаковой полярности связей N√F и N√H (ОЭО N = 3; ОЭО F = 4; ОЭО H = 2,1) и сходной геометрии молекул существенно различаются, поскольку дипольный момент неподеленной пары электронов азота при векторном сложении в случае NH 3 увеличивает м молекулы, а в случае NF 3 уменьшает его.

Энергия ионизации - основная характеристика атома. Именно она определяет природу и прочность которые способен образовывать атом. Восстановительные свойства вещества (простого) также зависят от этой характеристики.

Понятие «энергия ионизации» иногда заменяют понятием «первый ионизационный потенциал» (I1), подразумевая под этим самую маленькую энергию, которая нужна для того, чтобы электрон удалился от свободного атома, когда тот находится в таком состоянии энергии, которое называется низшим.

В частности, для атома водорода так называют энергию, которая требуется для отрыва электрона от протона. Для атомов с несколькими электронами существует понятие второго, третьего и т.д. ионизационных потенциалов.

Энергия ионизации - это сумма, одним слагаемым которой является энергия электрона, а другим - системы.

В химии энергия атома водорода обозначается символом «Ea», а сумму потенциальной энергии системы и энергии электрона можно выразить формулой: Ea= E+T= -Z.e/2.R.

Из этого выражения видно, что стабильность системы напрямую связана с зарядом ядра и расстояния между ним и электроном. Чем меньше это расстояние, чем сильнее заряд ядра, тем сильнее они притягиваются, тем стабильнее и устойчивее система, тем большее количество энергии необходимо потратить на разрыв этой связи.

Очевидно, что по уровню потраченной для разрушения связи энергии можно сравнивать стабильность систем: чем больше энергия, тем стабильнее система.

Энергия ионизации атома - (сила, которая необходима для разрушения связей в атоме водорода) была рассчитана экспериментальным путем. Сегодня ее значение известно точно: 13,6 эВ (электронвольт). Позже ученые, также при помощи целой серии экспериментов, сумели рассчитать энергию, требующуюся для разрушения связи атом - электрон в системах, состоящих из единственного электрона и ядра с зарядом, в два раза превышающим заряд атома водорода. Экпериментальным путем установлено, что в таком случае требуется 54,4 электронвольт.

Известные законы электростатики гласят, что энергия ионизации, необходимой для того, чтобы разорвать связь между противоположенными зарядами (Z и е), при условии, что они расположены на расстоянии R, фиксируется (определяется) таким уравнением: T=Z.e/R.

Такая энергия пропорциональна величине зарядов и, соответственно, находится в обратной зависимости к расстоянию. Это вполне естественно: чем сильнее заряды, тем сильнее силы соединяющие их, тем мощнее усилие требуется приложить, чтобы разрушить связь между ними. Это же касается и расстояния: чем оно меньше, тем сильнее энергия ионизации, тем больше вил придется приложить для разрушения связи.

Это рассуждение объясняет, почему система атомов с сильным зарядом ядра стабильнее и нуждается в большей энергии для отрыва электрона.

Сразу возникает вопрос: "Если только вдвое сильнее, почему энергия ионизации, необходимая для отрыва электрона, увеличивается не в два, а в четыре раза? Почему она равняется удвоенному заряду, взятому в квадрат(54,4/13,6=4)?".

Это противоречие объясняется довольно просто. Если заряды Z и е в системе находятся относительно во взаимном состоянии неподвижности, то энергия (Т) пропорциональна заряду Z, а увеличиваются они пропорционально.

Но в системе, где электрон с зарядом е делает обороты ядра с зарядом Z, а Z усиливается, пропорционально уменьшается радиус вращения R: электрон с большей силой притягивается к ядру.

Вывод очевиден. На энергию ионизации действует заряд ядра, расстояние (по радиусу) от ядра до высшей точки зарядовой плотности внешнего электрона; сила отталкивания между наружными электронами и мера проникающей способности электрона.

В конце статьи, Вы в состоянии описать- Что такое Энергия ионизации, Определение, тенденция, Периодическая таблица и как рассчитать энергию ионизации. Давайте начнем обсуждать один за другим.

Что такое Энергия ионизации – Определение

Количество энергии (Работа) необходимо удалить один электрон из последней орбиты родительский атом, как термин энергия ионизации(т.е.).

Мы должны использовать энергию. Энергия необходима, чтобы вытащить электроны хорошо. Электроны не просто отрываются. В атомах, электроны удерживаются вместе электростатическими силами. Сила Электростатическая исходит от положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Так, надо что-то тянуть эти электроны прочь. Другими словами работа или энергия должна быть введена в нашу систему, чтобы вытащить этот электрон от.

Например –

Кальций (в качестве) → Как 2+ + 2е –

Кальций в нейтральном состоянии. Мы можем забрать два (или больше) электроны, чтобы сделать его кальций плюс два (в качестве 2+). Некоторые атомы могут отстраниться или может испустить более одного электрона.

Теперь энергия, необходимая отстраниться, что первый электрон известен как первая энергия ионизации.
В то время как энергия, необходимая для отстраниться, что второй электрон известен как второй т.е. и так далее.

Ионизация Периодическая таблица Энергия

Мы видим в периодической таблице, как мы идем через период энергия ионизации атома имеет тенденцию к увеличению. Эффективный заряд ядра (протоны) возрастать по мере идут слева направо.

объяснять

Для того, чтобы объяснить вид, что давайте по закону Кулона. Еще раз, Закон Кулона утверждает, что сила равна постоянная время К произведению двух зарядов, разделенных расстоянием между ними в квадрате.

Помните, знаменатель (р 2) уменьшается, что означает силу (F) имеет тенденцию к увеличению.
Увеличение заряда приводит к увеличению силы.
Уменьшение радиуса атома имеет тенденцию к увеличению силы.

Там существует два заряда один протоны и другие являются электронами. Мы уже говорили, что наш эффективный заряд ядра имеет тенденцию к увеличению, как мы идем слева направо.

Принимая пример, Теперь, что происходит, при переходе от лития к фтору. Фтор имеет самую высокую силу. Другими словами, протоны, найденные в ядре тянуть эти электроны на внешней электронной оболочки с большим количеством силы гораздо больше силы, чем литий (или бериллий или бор или углерод).

Это означает, что он будет требовать гораздо больше энергии, чтобы вытащить эти внешние электроны от и именно поэтому, как мы идем через период от лития до фтора энергии ионизации имеет тенденцию к увеличению. Потому что, как мы идем слева направо, у нас есть более эффективный ядерный заряд, который означает, что мы имеем большую силу.

Когда мы идем вниз по группе, атомный радиус увеличивается. Если мы вернемся к закону Кулона, если радиус атома увеличивается, что увеличивает расстояние между двумя зарядами (протоны и электроны) увеличивается. Таким образом, R также увеличивает (знаменатель увеличивается) и это означает, что наша сила меньше.

Так, как мы идем вниз к группе наша энергия ионизации имеет тенденцию к снижению.

Таким образом, в основном, тем выше энергия ионизации, тем меньше вероятность, что вы отказаться от электронов

Энергия ионизации Trend

Атомный размер или радиус

Чем больше размера атома, чем меньше т.е.. По мере увеличения размера атома, внешние электроны расположены дальше от ядра и, следовательно, оказывают меньшее притяжение к ядру и, следовательно, могут быть легко удалены.

Скрининг эффект

Чем больше число электронов в оболочке внутренней, тем больше эффект экранирования на электроны во внешнем (валентность) Таким образом, оболочка, которая испытывает меньше притяжения от ядра и, следовательно, может быть легко удалена что приводит к более низкому значению потенциала ионизации. Теперь, когда мы двигаемся вниз группа, количество внутренних оболочек возрастает и, следовательно, потенциал ионизации имеет тенденцию к снижению.

Эффект от ядерного заряда в первой энергии ионизации

Ядерный заряд определяются как чистое ядерное притяжение в направлении электронов валентной оболочки.

Более эффективный ядерный заряд, более плотно электроны удерживаются с ядром и, следовательно, больше энергии будет требоваться, чтобы удалить электрон приводит к более высокому т.е..

Эффективный заряд ядра (с эфф) = Z-S,

Если Z = ядерный заряд; S = постоянная Скрининг.

При перемещении вдоль периода заряд ядра растет при увеличении атомного номера в то время как валентной оболочки остается тем же, и, таким образом, эффективные увеличения заряда ядра, которые приводят к более высокому т.е.. Следовательно, Т.е. увеличивается в течение всего периода с некоторыми расстройствами, а именно. IE элементов 3-й группы меньше, чем 2-й группы элементов, а так же, IE группы 16 элементы меньше, чем у группы, 15 элементы.

Увеличение положительного заряда на ион увеличивает эффективный ядерный заряд, который, в свою очередь, увеличивает т.е.. С другой стороны, увеличение отрицательного заряда на ион уменьшает эффективный ядерный заряд, который в свою очередь, уменьшает т.е..

Половина заполнена и полностью заполнена электронная конфигурация

Согласно правилу Хунда, атомы, имеющие наполовину заполненной или полностью заполненные орбитали сравнительно более стабильны и, следовательно, требуется больше энергии, чтобы удалить электрон из таких атомов, приводящих к более высоким, чем то есть, как правило, ожидаемого значения.

Устройство электронов(симметричность)

Симметрия играет важную роль в первом т.е.. Если атом или ион имеет S 2 п 6 конфигурация, его чрезвычайно т.е. высока из-за наличия так называемого механизма октетов (конфигурации благородного газа). Это объясняет, почему IE 2 Ли(литий) очень очень высока по сравнению с IE 1 .

IE 3 >>> IE 2 > IE 1

Удаление с, п, г и е электроны из одной и той же оболочки

Так как S-орбитали более шкаф ядро, чем р-орбиталь той же орбиты, его электроны испытывают притяжение больше, чем у р и, следовательно, их удаление трудно что приводит к более высокой IE. В целом, т.е. следует следующий порядок S> п > d > е орбиталь той же орбиты.

s> п > d > е орбиталь той же орбиты.

Запомнить: т.е.. измеряется в единицах электрон-вольта (эВ) в расчете на атом или кДж на моль или килокалории на моль.
1 эВ / атом ккал.

Как рассчитать энергию ионизации

На самом деле, электроны удерживаются ядром атомов металла на определенном сила, называемая силой связывания. Для того, чтобы избежать электронов мы поставлять энергию для преодоления обязательной силы. Эта работа выполняется фотоном, который содержит минимум энергии будет называется пороговой энергии чтобы сломать энергию связи. Энергетический порог также известен как рабочая функция.

Энергия ионизации = функция работы + кинетическая энергия

Энергия E = Нч.
Функция работы E 0 = Нч 0
кинетическая энергия K.E = 1 / 2mv 2 .

Если энергия падающего фотона <(меньше, чем) энергетический порог ни один электрон не будет излучаться.
Если падающий фотон имеет энергию =(равный) к пороговой энергии электрона будет просто освободить от металлической поверхности.
В случае, падающий фотон имеет энергию >(больше чем) пороговой энергии, чем испускают электрон будет приобретать некоторую кинетическую энергию.
Кинетическая энергия электронов прямо пропорциональный на частоту удара Photon и это совершенно не зависит от интенсивности.
Число электронов выбрасывается в секунду зависит от интенсивность ударной Photon, не по их частоте.

Это все об основах – Что такое Энергия ионизации, Определение, тенденция, Периодическая таблица и как рассчитать энергию ионизации.

От строения атома зависит его радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и другие параметры атома. Электронные оболочки атомов определяют оптические, электрические, магнитные, а главное - химические свойства атомов и молекул, а также большинство свойств твердых тел.

Магнитные характеристики атома

Электрон обладает собственным магнитным моментом , который квантуется по направлению параллельно или противоположно приложенному магнитному полю. Если два электрона, занимающие одну орбиталь, имеют противоположно направленные спины (согласно принципу Паули), то они гасят друг друга. В этом случае говорят, что электроны спаренные . Атомы, имеющие только спаренные электроны, выталкиваются из магнитного поля. Такие атомы называются диамагнитными . Атомы, имеющие один или несколько неспаренных электронов, втягиваются в магнитное поле. Они называются диамагнитными.

Магнитный момент атома, характеризующий интенсивность взаимодействия атома с магнитным полем, практически пропорционален числу неспаренных электронов.

Особенности электронной структуры атомов различных элементов отражаются в таких энергетических характеристиках, как энергия ионизации и сродство к электрону.

Энергия ионизации

Энергия (потенциал) ионизации атома E i - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома на бесконечность в соответствии с уравнением

Х = Х + + е −

Ее значения известны для атомов всех элементов Периодической системы. Например, энергия ионизации атома водорода соответствует переходу электрона с 1s -подуровня энергии (−1312,1 кДж/моль) на подуровень с нулевой энергией и равна +1312,1 кДж/моль.

В изменении первых потенциалов ионизации, соответствующих удалению одного электрона, атомов явно выражена периодичность при увеличении порядкового номера атома:

При движении слева направо по периоду энергия ионизации, вообще говоря, постепенно увеличивается, при увеличении порядкового номера в пределах группы - уменьшается. Минимальные первые потенциалы ионизации имеют щелочные металлы, максимальные - благородные газы.

Для одного и того же атома вторая, третья и последующие энергии ионизации всегда увеличиваются, так как электрон приходится отрывать от положительно заряженного иона. Например, для атома лития первая, вторая и третья энергии ионизации равны 520,3, 7298,1 и 11814,9 кДж/моль, соответственно.

Последовательность отрыва электронов - обычна обратная последовательности заселения орбиталей электронами в соответствии с принципом минимума энергии. Однако элементы, у которых заселяются d -орбитали, являются исключениями - в первую очередь они теряют не d -, а s -электроны.

Сродство к электрону

Сродство атома к электрону A e - способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом. Сродство к электрону равно энергии ионизации отрицательного иона Х − :

Х − = Х + е −

Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Например, для атома фтора присоединение электрона сопровождается выделением 327,9 кДж/моль энергии. Для ряда элементов сродство к электрону близко к нулю или отрицательно, что значит отсутствие устойчивого аниона для данного элемента.

Обычно сродство к электрону для атомов различных элементов уменьшается параллельно с ростом энергии их ионизации. Однако для некоторых пар элементов имеются исключения:

Элемент	E i , кДж/моль	A e , кДж/моль
F	1681	−238
Cl	1251	−349
N	1402	7
P	1012	−71
O	1314	−141
S	1000	−200

Объяснение этому можно дать, основываясь на меньших размерах первых атомов и большем электрон-электронном отталкивании в них.

Электроотрицательность

Электротрицательность характеризует способность атома химического элемента смещать в свою сторону электронное облако при образовании химической связи (в сторону элемента с более высокой электроотрицательностью). Американский физик Малликен предложил определять электроотрицательность как среднеарифметическую величину между потенциалом ионизации и сродством к электрону:

χ = 1/2 (E i + A e )

Трудность применения такого способа состоит в том, что значения сродства к электрону известны не для всех элементов.